Corso di Chimica

Corso di Studi di Fisica
Corso di Chimica
Luigi Cerruti
www.minerva.unito.it
Lezioni 13-14
2010
Configurazioni elettroniche
Descrizioni diverse
Sistema periodico
Configurazioni elettroniche
Il modello di Lewis
Le regole
Le formule di struttura secondo Lewis costituiscono il metodo più semplice e
comunemente usato per mostrare come sono legati tra loro gli atomi in molecole o
ioni poliatomici. Esse sono anche il punto di partenza per prevedere la formula sterica
dei composti chimici.
Le strutture di una molecola o di uno ione poliatomico secondo Lewis si possono ottenere
abbastanza facilmente nota la configurazione elettronica esterna degli elementi
costituenti il composto ed alcune semplici regole:
• 1. Nelle strutture di Lewis l'atomo di H è sempre terminale (legato ad un solo atomo).
• 2. Nei composti poliatomici, in genere, l'atomo centrale è quello a più bassa
elettronegatività.
• 3. Tenendo presenti queste due regole si scrive lo scheletro della molecola.
• 4. Si contano gli elettroni di valenza degli atomi nella molecola.
• 5. Si sistemano per primi (a coppie) gli elettroni di legame.
• 6. Si completano gli ottetti degli atomi legati a quello centrale.
• 7. Se avanzano elettroni si collocano sull'atomo centrale.
• 8. Se l'atomo centrale non ha 8 elettroni attorno a sé si formano doppi o tripli legami
in modo da annullare quante più cariche formali è possibile.
Il modello di Lewis
La carica formale
•
•
•
Carica formale: differenza tra il numero di elettroni di valenza dell'atomo e il
numero di elettroni che ad esso vengono attribuiti nella formula di struttura
della sostanza che l'atomo concorre a formare. Il conteggio degli elettroni da
attribuire a ciascun atomo del composto si fa sommando la metà degli elettroni di
legame al numero di elettroni di non legame posseduti dall'atomo in questione. Ad
esempio:
La carica formale (CF) dell'atomo di S nello ione solfato descritto nella formula 1 è +2
perché lo zolfo, che è del VI gruppo ed ha 6 elettroni di valenza, si vede, nella
formula, attribuiti solo 4 elettroni (metà degli elettroni di legame). Pertanto CF di S = 6
- 4 = 2. Viceversa, gli atomi di ossigeno (VI gruppo e 6 elettroni di valenza) si vedono
attribuire dalla formula di struttura 6 elettroni di non legame (tre doppietti) ed 1
elettrone di legame. Pertanto CF di O = 6-7 =-1.
Con motivazioni analoghe è possibile ricavare le cariche formali di S e di O nelle
formule 2 e 3.
1
2
3
Il modello di Lewis
Configurazioni
elettroniche dell’atomo
centrale e strutture di
Lewis per alcuni idruri
Fonte: http://venus.unive.it/miche/chimrestau/immagini/lewis21.jpg
Valenze e
ipervalenze
•
•
Elettroni di valenza del fosforo P:
3s23p3
E’ possibile una ‘promozione’ che
porti alla configurazione 3s13p33d1
Valence Shell Electron Pair Repulsion
VSEPR
• Scopo del modello è la previsione della
struttura tridimensionale di molecole del
tipo AXn
Valence Shell Electron Pair Repulsion
VSEPR: Regola 1: l’atomo centrale
Si conteggiano gli elettroni di valenza per l’atomo centrale
Attenzione: corrispondono in numero al gruppo del sistema
periodico a cui appartiene l’elemento. Ad es. N, gruppo VA
Valence Shell Electron Pair Repulsion
VSEPR: Regola 2: i legandi
Gli atomi o gruppi di atomi connessi all’atomo
centrale sono detti legandi
Valence Shell Electron Pair Repulsion
VSEPR: Regola 3: la struttura di Lewis
In questo terzo passo si scrivono le strutture di Lewis
Attenzione: nel caso di ioni positivi si tolgono dal conteggio
tanti elettroni quante sono le cariche positive. Nel caso di
ioni negativi dobbiamo aggiungere tanti elettroni quante
sono le cariche nette dello ione
Valence Shell Electron Pair Repulsion
VSEPR: Regole 4 e 5
Coordinazione e repulsione
La coordinazione è data dal numero di atomi, gruppi, e doppietti
di elettroni connessi all’atomo centrale. Nella figura le diverse
coordinazioni sono dette: digonale (2), trigonale (3), tetraedrica
(4), trigonale bipiramidale (5), ottaedrica (6).
La repulsione fra gli elettroni posti ‘intorno’ all’atomo centrale
portano alle geometrie descritte in figura.
Valence Shell Electron Pair Repulsion
VSEPR: Regola 6
• Due aggiustamenti
– il nome dato alla geometria è determinato solo dagli
atomi. Non si tiene conto degli elettroni non leganti
– la repulsione è maggiore per gli elettroni non leganti
geometria tetraedrica
Valence Shell Electron
Pair Repulsion
Applicazioni della regola 6
geometria piramidale
Si noti la diminuzione dell’angolo
di valenza nelle tre strutture
geometria
angolata
Orbitali ibridi
•
Combinazione lineare di orbitali
con l’origine sullo stesso atomo
Orbitali ibridi
•
Due orbitali ibridi sp
Orbitali ibridi
•
Tre orbitali ibridi sp2
Orbitali ibridi
•
Quattro orbitali ibridi sp3
Orbitali ibridi
• Cinque orbitali ibridi sp3d
• Sei orbitali ibridi sp3d2
Questi orbitali ibridi sono possibili
solo per elementi con n>2, quando i
livelli 3d, 4d, ecc. diventano
accessibili per gli elettroni 3s3p,
4s4p, ecc.
Orbitali ibridi e legami di valenza
• La molecola del
metano
In questo modello si ha la
formazione di un legame quando
si ha una buona sovrapposizione
fra orbitali con l’origine su atomi
contigui
Si ricordi che gli orbitali sono
funzioni (si vedano i segni + in
figura)
Orbitali ibridi e legami di valenza
• La molecola
dell’ammoniaca
Energie di legame
Una possibile classificazione
210-630 kJ mol-1
10-40 kJ mol-1
2-4 kJ mol-1
1 kcal mol-1 = 4,1840 kJ mol-1
Fonte: http://dicasm.ing.unibo.it/finelli/lucidi/legamechimico.pdf
Una questione da risolvere
Dipoli molecolari
• Momento dipolare: µ = δ. d
• D (debye) = 10-18 ues cm
Il legame a idrogeno
Il legame a idrogeno
Il legame metallico
La formazione delle bande di energia nel metallo
Formazione del legame metallico
Classificazione dei conduttori
Il livello di maggior energia
occupato dagli elettroni di
conduzione allo zero assoluto si
denomina livello di Fermi
Classificazione dei conduttori
VB: banda di valenza CB: banda di conduzione
Tutti gli stati in VB e CB sono permessi
Nei metalli le due bande si sovrappongono.
Nei semiconduttori e negli isolanti l’intervallo di energia Eg
corrisponde a livelli proibiti
Proprietà dei metalli
Un riassunto iconografico
•
•
•
•
A: libera circolazione degli elettroni
B: conduzione elettrica
C: conduzione termica; è dovuta agli elettroni, in quanto il
contributo delle oscillazioni elastiche dei nuclei è trascurabile
D: malleabilità